Kalium er et alkalimetal og blev fundet i ren elementær form i 1807 af Hymphry Davy. Det er et biologisk vigtigt grundstof og har også forskellige industrielle anvendelser, herunder gødning, pesticider, sprængstoffer osv.

Opdagelse og historie

Kalium blev opdaget fra asken fra planter, og dets navn blev afledt af potaske (planteaske). I de tidlige dage blev kalium udvundet ved at lægge aske fra brændte træer i en gryde sammen med vand. blandingen blev opvarmet, og opløsningen blev inddampet for at opnå kalium (potas). Det blev først fremstillet i ren form af Humphry Davy (1807) ved hjælp af elektrolyse. Symbolet for kalium er K og er afledt af kali (alkali), som er afledt af arabisk arbejde for planteaske (al-qalyah) .

Kalium

Periodisk tavle Klassifikation	Gruppe 1 Periode 4
State at 20C	Solid
Farve	Sølv-grå
Elektronkonfiguration	4s1
Elektronnummer	19
Protonantal	19
Elektronskal	2, 8, 8, 1
Densitet	0.86 g.cm-3 ved 20°C
Atomnummer	19
Atommasse	39,10 g.mol -1
Elektronegativitet ifølge Pauling	0,82

Forekomst

Kalium forekommer i naturen i form af ioniske salte. I forhold til hyppighed er det det 20. mest hyppige grundstof i solsystemet og 17. mest hyppige på jorden (udgør ca. 2,6 % af vægten af jordskorpen). Det findes også i opløst form i havvand og udgør ca. 0,04 vægtprocent kalium. Det har en lav første ioniseringsenergi (418,8 kL/mol). Kalium er også til stede i supernovaers miljø og produceres gennem en eksplosiv iltforbrændingsproces. I menneskekroppen udgør kalium ca. 0,2 vægtprocent og er det 8. hyppigst forekommende grundstof i menneskets biologiske system. Det er en vigtig bestanddel af en række proteiner og enzymer. Kalium findes også i frugt (høje koncentrationer i bananer, avocadoer), grøntsager (kartofler, tomater, grønne roer, hvide bønner), fisk og kød.

Fysiske egenskaber

Kalium er et sølvhvidt, blødt metal med den næstmindste massefylde (0,89 g/cm3). Under standardbetingelser kan kalium skæres med en kniv. Kalium undergår anløbning, når det udsættes for luft og ilt. Kalium kan flyde på vand. Det har et kogepunkt på 770 °C og et smeltepunkt på 63 °C. Det hører til gruppe 1 (1A) i det periodiske system. Kalium giver en kraftig reaktion med vand (danner kaliumhydroxid) og brænder med en lys violet farve.

Kemiske egenskaber

Kalium har én valenselektron, som let går tabt for at få en positiv ladning. Kalium er et af alkalimetallerne, og det kan kombinere sig med anioner til at danne salte. Det er meget reaktivt og oxideres hurtigt, når det udsættes for luft og danner kaliumperoxid. Kalium reagerer kraftigt med vand (danner kaliumhydroxid) og brænder med en lys violet farve. Kalium reagerer ikke med kulbrinter (kerosin eller mineralolie). Kalium er et stærkt reduktionsmiddel og er meget stabilt i sin oxiderede form . Med vand danner kalium en stærk alkali (KOH). Kaliumforbindelser er stærkt ioniske og har høj opløselighed.

Signifikans og anvendelse

• Det anvendes i vid udstrækning i gødningsstoffer. Det er den største industrielle anvendelse af kalium, og ca. 90 % af det kalium, der produceres i verden, anvendes til produktion af forskellige gødningsstoffer.
• Det er et almindeligt anvendt fødevaretilsætningsstof og er hovedbestanddel af bagepulver og sølvspejle.
• Kaliumchromat er et meget anvendt pigment og indgår i farvestoffer, blæk, bejdse osv.
• Kalium anvendes i lædergarveindustrien.
• Det anvendes til fremstilling af fyrværkeri, tændstikker og sprængstoffer (kaliumchlorat).
• Kaliumcarbonat, normalt betegnet som kali, anvendes i vid udstrækning til fremstilling af sæbe, glas, lysstofrør, brandslukkere og farvefjernsyn.
• Kaliumbromid anvendes som beroligende middel.
• Det anvendes som varmeudvekslingsmateriale, i kernekraftværker.
• Kalium bruges også til fremstilling af insekticider og pesticider.

Sundhedsrisici

Kalium er et vigtigt næringsstof, og menneskekroppen har brug for en afbalanceret forsyning (ca. 3,3 gram dagligt) af kalium. Mangel på kalium kan føre til hypokaliæmi og hypertension . Kaliums reaktion med vand er stærkt eksotermisk, og stænk kan føre til forbrændinger og skader på huden. Det reagerer eksplosivt med svovlsyre, så der skal udvises særlig forsigtighed ved håndtering af kalium.

Isotoper af kalium

Der findes omkring to dusin isotoper af kalium, og tre af dem forekommer naturligt (39K, 40K og 41K). 40K er den radioaktive isotop. Den findes i menneskekroppen i stor mængde, og der forekommer ca. 4.400 kerner af 40K-henfald pr. sekund i en gennemsnitlig menneskekrop. 40K udgør den største kilde til naturlig radioaktivitet og anvendes i vid udstrækning til datering af sten. 39K er den mest almindelige isotop og udgør ca. 93,3 % af kaliumisotoperne.

http://www.chemistryexplained.com/elements/L-P/Potassium.html

Webb, D. A. (april 1939). “The Sodium and Potassium Content of Sea Water” (PDF). The Journal of Experimental Biology (2): 183.

Dye, J. L. (1979). “Forbindelser af alkalimetallanioner”. Angewandte Chemie International Edition. 18 (8): 587-598. doi:10.1002/anie.197905871

. Whelton PK, He J, Cutler JA, Brancati FL, Appel LJ, Follmann D, Klag MJ (1997). “Virkninger af oral kalium på blodtrykket. Meta-analyse af randomiserede kontrollerede kliniske forsøg”. JAMA. 277 (20): 1624-32. doi:10.1001/jama.1997.03540440058033. PMID 9168293.

“Stråling og radioaktivt henfald. Radioaktiv menneskekrop”. Harvard Natural Sciences Lecture Demonstrationer. Hentet 2. juli 2016